Разрушающее действие оказывает на магний морская и минеральная вода, водные растворы соля­ной, серной, азотной, фосфорной, кремнефтористоводородной кислот, вод­ные растворы галоидных солей, сернистых соединений, аммиак и его вод­ные растворы, органические кислоты, гликоли и гликолевые смеси, многи альдегиды.

Магний - один из самых распространенных в земной коре элементов, по распространенности занимает шестое место после кислорода, кремния, алюминия, железа и кальция. Содержание магния в литосфере, по А.П. Ви­ноградову, сотавляет 2,10%. В природе магний встречается исключительно в виде соединений и входит в состав многих минералов: карбонатов, си­ликатов и др. Важнейшими являются следующие из них: магнезит MgCO₃ , доломит MgCO₃ *CaCO₃ , карналлит MgCl₂ *KCL*6H₂ O, бруцит Mg(OH)₂ , кизерит MgSO₄ , эпсонит MgSO₄ *7H₂ O, каинит MgSO₄ *KCl*3H₂ O, оливин (Mg,Fe)₂ [SiO₄ ], серпентин H₄ Mg₃ Si₂ O₉ .

Природный или естественный маг­ний представляет собой смесь трех устойчивых изотопов ²⁴ Mg -78,6 %, ²⁵ Mg -10,1 %, ²⁶ Mg -11,3 %.

В реакциях магний практически всегда проявляет степень окисления +2 (валентность II). Для того, чтобы перевести атом магния из состояния 3S² в реакционноспособное состояние 3S¹ 3P¹ , нужно затратить 259 КДж/моль, а при последовательном отрыве электронов, т.е. ионизации Mg до Mg⁺ и Mg⁺² , требуется соответственно 737 КДж/моль и 1450 КДж/моль. Магний кристаллизуется в гексагональную плотноупакованную решетку.

2. ПОЛУЧЕНИЕ МАГНИЯ.

Преобладающий промышленный способ получения магния - электролиз расплава смеси MgCl₂

MgCl₂ Mg²⁺ 2Cl^-

К -) А +)

Mg²⁺ _{+2 e} Mg⁰ 2Cl^- _{-2 e} Cl₂ ⁰

ЭЛ-3

2MgCl₂ 2Mg + 2Cl₂

расплава

в безводных MgCl₂ , KCl, NaCl. Для получения расплава исполь­зуют обезвоженный карналлит или бимофит, а также MgCl₂ , полученный хлорированием MgO или как отход при производстве Ti.

Температура электролиза 700-720 ^о С, аноды графитовые, катоды стальные. Со­держание MgCl₂ в расплаве 5-8 %, при снижении концентрации до 4 % уменьшается выход магния по току, при повышении концентрации MgCl₂ вы­ше 8 % увеличивается расход электроэнергии. Для обеспечения оптимально­го содержания MgCl₂ периодически отбирают часть отработанного электро­лита и добавляют свежий карналлит или MgCl₂ . Жидкий магний всплывает на поверхность электролита, откуда его отбирают вакуумным ковшом. Изв­лекаемый магниевый сырец содержит 0,1% примесей. Для очистки от неме­таллических примесей магний переплавляют с флюсами - хлоридами или фторидами K,Ba,Na,Mg. Глубокую очистку осуществляют перегонкой в вакуу­ме, зонной плавкой, электролитическим рафинированием. В результате по­лучают магний чистотой 99,999 %.

Кроме магния при электролизе получают также Cl₂ . В термических спосо­бах получения магния сырьем служит магнезит или доломит, из которых прокаливанием получают MgO. 2Mg+O₂ =2MgO . В реторных или вращающих печах с графитовыми или угольными нагревателями оксид восстанавливают до металла кремнием (силиконотермический способ) или CaC₂ (карбидотермический способ) при 1280-1300 ^о С, либо углеродом (карботермический способ) при темпратуре выше 2100 ^о С. В карботермическом способе (MgO+C Mg+CO) образующуяся смесь CO и паров магния быстро охлаждают при выходе из печи инертным газом для предотвращения обратной реакции с магнием.

3. СВОЙСТВА МАГНИЯ.

3.1. Физические свойства магния.

Магний - серебристо-белый блестящий металл, сравнительно мягкий и пластичный, хороший проводник тепла и электричества. Почти в 5 раз легче меди, в 4,5 раза легче железа; даже алюминий в 1,5 раза тяжелее магния. Плавится магний при темпратуре 651 ^о С, но в обычных усло­виях расплавить его довольно трудно: нагретый на воздухе до 550 ^о С он вспыхивает и мгновенно сгорает ослепительно ярким пламенем. По­лоску магниевой фольги легко поджечь обыкновенной спичкой, а в атмос­фере хлора магний самовозгорается даже при комнатной температуре. При горении магния выделяется большое количество ультрафиолетовых лучей и тепла - чтобы нагреть стакан ледяной воды до кипения, нужно сжечь все­го 4 г магния.

Магний расположен в главной подгрупп второй группы периодической сис­темы элементов Д.И. Менделеева. Порядковый номер его - 12, атомный вес - 24,312. Электронная конфигурация атома магния в невозбужденном сос­тоянии 1S² 2S² P⁶ 3S² ; валентными являются электроны наружного слоя, в соответствии с этим магний проявляет валентность II. В тесной связи со строением электронных оболочек атома магния находится его реакционная способность. Из-за наличия на внешней оболочке только двух электронов атом магния склонен легко отдавать их для получения устойчивой восьми­электронной конфигурации; поэтому магний в химическом отношении очень активен.

На воздухе магний окисляется, но образующаяся при этом окисная пленка предохраняет металл от дальнейшего окисления. Нормальный электронный потенциал магния в кислой среде равен -2,37в, в щелочной - 2,69в. В разбавленных кислотах магний растворяется уже на холоде. Во фтористо­водородной кислоте нерастворим вследствие образования пленки из труд­норастворимого в воде фторида MgF₂ ; в концентрированной серной кислоте почти нерастворим. Магний легко растворяется при действии растворов солей аммония. Растворы щелочей на него не действуют. Магний поступает в лаборатории в виде порошка или лент. Если поджечь магниевю ленту, то она быстро сгорает с ослепительной вспышкой, развивая высокую темпера­туру. Магниевые вспышки применяют в фотографии, в изготовлении освети­тельных ракет. Температура кипения магния 1107 ^о С, плотность = 1,74 г/см³ , радиус атома 1,60 НМ.

3.2. Химические свойства магния.

Химические свойства магния довольно своеобразны. Он легко отнимает кислород и хлор у большинства элементов, не боится едких щелочей, со­ды, керосина, бензина и минеральных масел. С холодной водой магний почти не взаимодействует, но при нагревании разлагает ее с выделением водорода. В этом отношении он занимает промежуточное положение между бериллием, который вообще с водой не реагирует и кальцием, легко с ней взаимодействующим. Особенно интенсивно идет реакция с водяным паром, нагретым выше 380 ^о С:

_{-2 e}

Mg⁰ (тв)+H₂ ⁺ O(газ) Mg⁺² O(тв)+H₂ ⁰ (газ).

Поскольку продуктом этой реакции является водород ясно, что тушение горящего магния водой недопустимо: может произойти образование гремучей смеси водорода с кислородом и взрыв. Нельзя потушить горящий магний и углекислым газом: магний восстанавливает его до свободного углерода _-4е

2Mg⁰ + C⁺⁴ O₂ 2Mg⁺² O+C⁰ ,

Прекратить к горящему магнию доступ кислорода можно засыпав его пес­ком, хотя и с оксидом кремния (IV) магний взаимодействует, но со зна­чительно меньшим выделением теплоты:

_{-4 е}

2Mg⁰ + Si⁺⁴ O₂ =2Mg⁺² O+Si⁰

этим и определяется возможность использования песка для тушения крем­ния. Опасность возгорания магния при интенсивном нагреве одна из при­чин, по которым его использование как технического материала ограниче­на.

В электрохимическом ряду напряжений магний стоит значительно левее во­дорода и активно реагирует с разбавленными кислотами с образованием солей. В этих реакциях есть у магния особенности. Он не растворяется во фтороводородной, концентрированной серной и в смеси серной и в смеси азотной кислот, растворяющей другие металлы почти столь же эффективно, как "царская водка" (смесь HCl и HNO₃ ). Устойчивость магния к растворе­нию во фтороводородной кислоте объясняется просто: поверхность магния покрывается нерастворимой во фтороводородной кислоте пленкой фторида магния MgF₂ . Устойчивость магния к достаточно концентрированной серной кислоте и смеси ее с азотной кислотой объяснить сложнее, хотя и в этом случае причина кроется в пассивации поверхности магния. С растворами щелочей и гидроксида аммония магний практически не взаимодействует. А вот с растворами аммонийных солей реакция хотя и медленно, но происхо­дит:

2NH⁺ ₄ +Mg=Mg²⁺ + 2NH₃ + H₂

Удивительного в этой реакции нет. Эта реакция та же по существу, что и реакция вытеснения металлами водорода из кислот. В одном из определе­ний кислотой называют вещество, диссоциирующее с образованием ионов водорода. Именно так может диссоциировать и ион NH4:

NH₄ ⁺ NH₃ +H⁺

Реакция же

_{-2 e}

Mg⁰ + 2HCl=Mg⁺² Cl₂ +H⁰ ₂

2H⁺ +Mg Mg²⁺ + H⁰ ₂

При нагревании магния в атмосфере галогенов происходит воспламенение и образование галоидных солей.

_{-2 e}